Escola Secundária com 2º e 3º ciclos Professor Reynaldo dos Santos

Química

Professora: Isabel Quirino

Ano Lectivo: 2010/2011

A.L.2.3: Entalpia da reacção de neutralização entre NaHO (aq) e HCL (aq)

João Dias Nº 14

16/03/2011

Índice

Objectivos…………………………………………………………………………………………………………………………………3

Introdução Teórica…………………………………………………………………………………………………………………...4

Substâncias………………………………………………………………………………………………………………………………8

Materiais. ……………………………………………………………………………………………………………………………...12

Reagentes.….………………………………………………………………………………………………………………………….12

Procedimento..……………………………………………………………………………………………………………………….12

Registo de Resultados…………………………………………………………………………………………………………….13

Discussão………………………………………………………………………………………………………………………………..14

Questões Pós-Laboratoriais…………………………………………………………………………………………………….15

Conclusão ……………………………………………………………………………………………………………………………...18

Bibliografia e Sitografia….……………………………………………………………………………………………………….19

Objectivos

Detectar o ponto de equivalência numa reacção de ácido-base através de uma titulação termométrica;Determinar a entalpia de neutralização ácido-base;Determinar a variação de entalpia na reacção de neutralização.

Introdução Teórica

Durante o século XIX foi estabelecido um grande princípio das ciências naturais: o princípio da conservação da energia.

A energia, assim como a matéria, não pode ser criada a partir do nada, nem pode ser destruída. Pode apenas ser transformada.

As reacções químicas ocorrem sempre com libertação ou absorção de energia. A Química considera que toda a energia libertada ou absorvida numa reacção está sob a forma de calor (Q). Habitualmente, a quantidade de calor libertada, ou absorvida, numa reacção química é expressa em Joule (J).

A entalpia (H) é uma grandeza que mede a quantidade, ou conteúdo, energético de cada substância numa reacção química. A variação de entalpia (ΔH) calcula o balanço energético da reacção e permite-nos avaliar uma reacção como exotérmica ou endotérmica. A variação da entalpia é calculada por:

Uma reacção de neutralização ocorre quando se misturam ácidos com bases. No caso da actividade laboratorial que se estudou, misturaram-se uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCl), com uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaHO). Esta ocorreu de acordo com as seguintes equações:

Na primeira reacção dá-se a ionização completa do ácido clorídrico. De seguida, na reacção (2) ocorre a dissociação, também completa, do hidróxido de sódio.

(1) HCl (aq) + H2O (l) H3O+ (aq) + Cl – (aq)

(2) NaHO (aq) Na + (aq) + HO – (aq)

(3) H3O+ (aq) + HO – (aq) 2 H2O (l)

∆H= Hp - Hr

Por fim, o HCl e o NaHO mistura-se, ocorrendo a reacção de neutralização que se traduz na terceira equação.

A entalpia de neutralização (∆nH°) é o calor produzido pela reacção descrita em cima. A ΔnH° desta reacção toma o valor – 57.3 kJ/mol, valor este que nos permite concluir que a reacção constitui um processo exoenergético.

Quando o ácido e a base estão nas proporções estequiométricas, a temperatura atinge o valor máximo. Assim, e recorrendo a uma titulação termométrica, pode-se detectar o ponto de equivalência de uma titulação.

Volume total de solução titulante / cm3

ΔT

Tem

pera

tura

/ ºC

Gráfico 1 – Titulação Termométrica

Uma titulação termométrica é, assim, um processo que se utiliza a nível experimental para determinar o ponto de equivalência de uma reacção através da medição da temperatura ao longo da titulação. No entanto, o sistema reaccional utilizado deve ser adiabático, para que as trocas de energia com o exterior sob a forma de calor não ocorram.

A reacção de neutralização de que acima se fala é, como já visto, exotérmica devido ao seu valor de entalpia – ΔrHº= - 57,3 kJ/mol. O valor representado significa então que são libertados nessa reacção 57,3 kJ/mol de energia.

Para se calcular o valor da entalpia de reacção a partir de uma titulação termométrica, é necessário obter o valor de Q – calor libertado ou absorvido numa reacção.

O calor libertado ou absorvido por um sistema que sofre uma reacção química é determinado por aparelhos denominados calorímetros.

Um calorímetro é constituído por um recipiente com paredes adiabáticas, contendo uma massa conhecida como parede de água, onde se introduz um sistema em reacção. O recipiente possui um agitador e um termómetro que irá medir a variação de temperatura que ocorre durante a reacção.

A determinação do calor libertado ou absorvido é efectuado por meio da expressão que se segue:

Q representa a quantidade de calor libertada ou absorvida pela reacção. Esta grandeza é normalmente expressa em Joules (J) mas pode também representar-se em calorias (cal);

m é a massa da água presente no calorímetro (em gramas); c é o calor especifico do liquido presente no calorímetro; Δt é a variação de temperatura sofrida pela massa de água com a ocorrência da

reacção. É medida quer em graus Célsius (ºC) como em Kelvin (K).

Q = mcΔt

O calor da reacção pode ser medido a volume constante, num calorímetro hermeticamente fechado, ou a pressão constante, num calorímetro aberto.

A nível experimental, verifica-se que existe uma ligeira diferença entre esses dois métodos. Essa diferença ocorre porque, quando uma reacção ocorre a pressão constante, pode existir variação do volume e, por isso, um dispêndio energético na expansão ou contracção do sistema.

A variação energética determinada em volume constante é denominada de variação de energia interna (∆U) e a variação de energia determinada a pressão constante é chamada de variação de entalpia (∆H).

O calor é, como se sabe, uma forma de energia e, segundo a Lei da Conservação da Energia pode concluir-se que cada substância armazena calor que será alterado quando a substância sofrer uma transformação.

A libertação de calor por uma reacção exotérmica significa que o conteúdo total de calor dos produtos é menor que o dos reagentes. Numa reacção endotérmica acontece o inverso em que a absorção de calor significa que o conteúdo total de calor armazenado nos reagentes é menor que nos produtos.

Á energia armazenada nas substâncias (reagentes ou produtos) dá-se o nome de entalpia ou conteúdo de calor (H).

Numa reacção, a diferença entre as entalpias dos produtos e dos reagentes corresponde à variação de entalpia (∆H):

Assim, numa reacção temos que Hp < Hr e ∆H < 0 e numa reacção endotérmica temos que Hp > Hr e ∆H > 0.

Nas reacções que ocorrem com variação de calor torna-se importante representar: a quantidade de calor envolvida e as condições experimentais em que a determinação dessa quantidade foi realizada. As condições de determinação são importantes porque o Q é influenciado pela temperatura, pressão e estados físicos das substâncias.

A reacção que possui todas estas informações chama-se equação termoquímica.Um exemplo de uma reacção desse género é:

Graficamente, a variação de entalpia que acompanha a reacção é:

Note-se que este gráfico mostra uma reacção exotérmica.

Entalpia de neutralização entre ácidos e bases:

∆H= Hp - Hr

H2(g) + Cl2(g) 2 HCl(g) ∆H = -184,9 kJ (25ºC, 1 atm)

É o calor liberado na neutralização de um equivalente-grama de um ácido por um equivalente-grama de uma base, ambos em soluções aquosas diluídas, no estado padrão.

Para calcular a entalpia de neutralização, é necessário calcular a energia da reacção, através da reacção do Q, caso se tivesse formado 1 mol de água durante a neutralização.

Substâncias

Antes de iniciar esta experiencia tivemos de preparar as soluções de HCl (2,00 mol/dm3) e NaOH (0,10 mol/dm3), de seguida exponho os cálculos, materiais e procedimento.

Cálculos para preparar a solução de HCl:

HCl (37% Concentração)

ρ = 1,19 kg/L

M (HCl) = 36,46 g/mol

Concentração: 2 mol/dm3

Volume: 500 mL

1 dm3 ------------- 2 mol

0,5 dm3------------ x

X = 1 mol

37% HCl vai ser 37g de HCl em cada 100g de solução logo,

1 mol ------- 36,46 g

X ------- 37g

X = 1,015 mol

HNO3(aq) + LiOH(aq) ® LiNO3(aq) + H2O(l) DH = –13,8 kcal/eq-g

HCl(aq) + NaOH(aq) ® NaCl(aq) + H2O(l) DH = –13,8 kcal/eq-g

1,19Kg ------ 1L

0,100Kg ------ X

X = 0,082 L ≈ 82,7 mL

Material para a preparação da solução de HCl:

Frasco/ recipiente de vidro com tampa de 500 mLBalão volumétrico (500mL)HClÁgua destiladaEsguichoGobelé pequenoConta-gotasFunilVaretaPipeta volumétrica graduada (25mL)Pompete

Procedimento para a preparação da solução de HCl:

1. Introduzir um pouco de água destilada no balão volumétrico vidro de 500 mL;2. Medir 82,7 mL de HCl na pipeta graduada de 25 mL para um gobelé;3. Introduzir os 82,7 mL de HCl com a ajuda do funil e vareta no balão volumétrico;4. Introduzir com a ajuda do esguicho e conta gotas água destilada no balão volumétrico

até à marca de 500 mL;5. Introduzir um bocado de solução no recipiente de vidro; *6. Introduzir o resto da solução de HCl com a ajuda de funil e vareta no recipiente de

vidro.

* Nesta parte houve uma dificuldade pois introduzimos mais solução do que o necessário.

Cálculos para preparar a solução de NaOH:

Concentração: 0,10 mol/dm3

Volume: 1L = 1 dm3

M (NaOH) : 40,00 g/mol

1 dm3 -------- 0,10 mol

1 mol -------- 40,00 g

0,10 mol ----- X

X = 4,00g

Material para a preparação da solução de NaOH:

Frasco/ recipiente de vidro com tampa de 500 mLBalão volumétrico 500 mLÁgua destiladaEsguichoGobelés pequenosConta-gotasFunilVaretaPipeta volumétrica graduada de 25 mLPompeteNaOH em comprimidosBalança electrónica

Procedimento para a preparação da solução de NaOH:

1. Introduzir um pouco de água destilada no balão volumétrico vidro de 500 mL;2. Pesar 4,00g de NaOH na balança electrónica;3. Introduzir as 4,00g num gobelé e misturar com pouca água destilada até ficar uma

solução saturada;4. Introduzir com a ajuda de funil e vareta a solução saturada de NaOH no balão

volumétrico;5. Introduzir com a ajuda do esguicho e conta gotas água destilada no balão volumétrico

até à marca de 500 mL;6. Agitar a solução;7. Introduzir um bocado de solução no recipiente de vidro; 8. Introduzir o resto da solução de NaOH com a ajuda de funil e vareta no recipiente de

vidro.

Reagente Frases de Risco

Frases de Segurança

Símbolo de Perigo

HCl (2.0 mol/dm3) R 20-35 S 9-26-36/37/39-45 C

NaOH (0.10 mol/dm3) R 36/38 S 24/25-26-37 Xi

Cuidados a ter para Segurança:

Materiais

Copo com tampa;Bureta de 25mL ±;Pipeta de 100mL ± 0,06 mL;Suporte Universal;Garra para bureta;Balança Electrónica ± 0,01 g;Termómetro digital;Agitador Magnético;

Reagentes

Ácido Clorídrico (2.0 mol/dm3)Hidróxido de Sódio (0.10 mol/dm3)

Procedimento

1. Pese um copo de plástico com tampa e pipete para o seu interior 100 cm3 de solução aquosa NaOH (0,10 mol/dm3).

2. Pese o conjunto copo + solução e calcule a massa de solução, ms.3. Coloque uma barra magnética dentro do copo de plástico e este sobre o agitador

magnético.4. Introduza a sonda de temperatura no copo de plástico de modo que fique

mergulhada.

5. Prepare uma bureta com HCl (aq) (2,0 mol/dm3). Use óculos de protecção.6. Posicione a bureta sobre o copo de plástico e isole a abertura com a tampa.7. Registe a temperatura inicial. Ligue o agitador magnético numa velocidade

moderada.8. Faça incrementos sucessivos de 0,50 cm3 de HCl (aq), registando de cada vez a

temperatura máxima atingida.

Registo de Resultados

Dados iniciais:

m (copo + tampa) = 40,38g

m (copo + tampa + 100 cm3 NaHO) = 140,22g

Temperatura inicial = 20,8ºC

VA (cm3) T (ºC)0 20,8

0,5 211 21,2

1,5 21,32 21,5

2,5 21,63 21,8

3,5 21,94 22,0

4,5 22,15 22,3

5,5 22,36 22,3

6,5 22,37 22,3

Discussão de Resultados

Ao iniciar a titulação com a introdução dos primeiros 0,5 mL de HCl deparámo-nos logo com um aumento na temperatura mal estabilizou, voltámos a introduzir mais 0,5 mL fomos colocando da mesma maneira até estabilizar nos 22,3 °C desde 5 até aos 7 mL de HCl introduzidos, pois esta estabilização na temperatura é significado de que chegámos ao ponto de equilibro como podemos ver no seguinte gráfico:

0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 3.5 4 4.5 5 5.5 6 6.5 719.8

20.1

20.4

20.7

21

21.3

21.6

21.9

22.2

22.5Titulação Termométrica

Volume Adicionado (mL)

Temperatura (°C)

T = 22,3 °C

Questões Pós-Laboratoriais

1. Foi decidido não se traçar o gráfico da temperatura em função do volume de titulante pois a alteração foi apenas de 1 ºC.

2. Ionização completa do ácido clorídrico em água:

HCl (aq) → Cl- (aq) + H3O+ (aq)

Dissociação completa do hidróxido de sódio:

NaOH (aq) → Na+ (aq) + OH- (aq)

Reacção global:

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

Reacção de neutralização:

OH- (aq) + H3O+ (aq) ↔ 2H2O (l)

Dados: (ácido: a ; base: b)

m (copo + tampa) = 40,38g

m (copo + tampa + 100 cm3 NaHO) = 140,22g

Q = mc∆T

c(NaHO) = 0,1 mol/dm3

c(HCl) = 2 mol/dm3

massa de base (ms) = 140,22g - 40,38g = 99,84 g

massa de ácido até à neutralização: Ca x Va = Cb x Vb (=)

2 x Va = 0,1 x 0,1 (=)

Va = 5e-3 dm3

na = C x V = 2 x 5e-3 = 0,01 mol

M(HCl) = 18 g/mol m(a) = 0,01 x 18 = 0,18 g

Capacidade térmica mássica (c) de H2O (25 ºC) = 4,186 J/gºC

∆T = 18 ºC – 17 ºC = 1 ºC

Cálculo:

Q = mc∆T = (99,84 + 0,18) x 4,186 x 1 = 418,68 J = 0,41868 KJ

3.

O número de moles de ácido é igual ao número de moles de água formada durante a reacção (ver estequiometria da reacção):

HCl (aq) + NaOH (aq) → NaCl (aq) + H2O (l)

A variação de temperatura registou-se quando se adicionaram 0,0035 dm3 de ácido.

n(a) = C x V = 2 x 0,0035 = 0,007 mol

É este o valor do número de moles de ácido, logo, da água (ver estequiometria acima).

É com este valor que se calcula a entalpia de neutralização.

∆nH° = 0,41868 Kj / 0,007 mol = 59,81 KJ/mol

4.

Valor obtido ∆nH° = 59,81 kJ/mol

Valor teórico ∆nH° = 57,30 kJ/mol

Como se pode constatar, a diferença do valor obtido para o valor teórico é de pouco mais de 2,5 KJ/mol.

Esta variação deve-se aos seguintes factos:

Erros nas concentrações rotuladas, que irão interferir directamente no cálculo da quantidade de substância que entra na fórmula da entalpia de neutralização;O sistema pode ter sofrido perdas de energia significantes para “viciar” os resultados experimentais.Erros ao colocar os 0,5 mL de HCl durante a titulação.

5.

A agitação deve ser processada moderadamente devido à conversão de trabalho em calor. A aceleração da energia interna do sistema faz com que as suas partículas recebam energia, aumentando as colisões (pressão) e variando assim a temperatura.

∆nH° = Q/n

Conclusão

Concluo a titulação termométrica é uma boa maneira de conseguirmos verificar o ponto de equivalência pela temperatura máxima atingida, que se obtém pela reacção entre o HCl e o NaOH. Posso concluir também que foi uma experiência bem sucedida com os resultados a não escapar muito ao esperado. No fim serviu para consolidar alguns dos conteúdos programáticos relativos à entalpia e energia da reacção.

Bibliografia e Sitografia

Livros:

Gil, Victor; Paiva, João; Ferreira, António José; Vale, João (2009), 12Q – Química 12º Ano, Lisboa, Texto Editores.

Sites:

http://www.plataograf.com.br/images/q_21_vol_3.pdfhttp://64.233.183.104/search?q=cache:gCbspRzv9v8J:www.ua.pt/cv/ReadObject.aspx%3Fobj%3D1261+entalpia&hl=pt-PT&ct=clnk&cd=7&gl=pthttp://nautilus.fis.uc.pt/bl/conteudos/23/pags/labvideos/entcombalcoois/entalc.htmlhttp://education.ti.com/sites/PORTUGAL/downloads/pdf/determin_calor_neutraliz.pdfhttp://netopedia.tripod.com/quimic/termoquimica.htmhttp://www.ua.pt/cv/ReadObject.aspx?obj=1261http://www.bomconselho.com.br/content/projetos/quimica/III_termoquimica.doc